Ejercicios de Leyes y Gases Unidad 5

7/15/2019 Ejercicios de Leyes y Gases Unidad 5

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EJERCICIOS DE LEYES Y GASES

Presentado al Licenciado Químico Freddy Sandoval

En el Área de Química General

RICARDO MOJICA COLMENARES

SALUD OCUPACIONAL

UNIVERSIDAD DE LOS LLANOS

PAZ DE ARIPORO CASANARE

2013



ESTADO GASEOSO

Su estudio incluye

LEYES EMPIRICAS

DALTON

CHARLES

BOYLE

PARA

MEZCLA DE

GASES

ESTABLECE

Pt=P1+P2+P3

ESTABLECE

VARIACIÓN DE

VOLUMEN

CON

TEMPERATURA

MANTENIMIENTO

P CONSTANTE

SUS ECUACIONES SON

ESTABLECE

VARIACION DE

VOLUMEN

CON

PRESION

MANTENIMIENTO

T CONSTANTE

V1

V2

=T1

T2

V=KT

V1P1 = V2P2

T1 T2

IGUALANDO

SE OBTIENE

V1/V2=P1/P

PV=k

Si T1/p1son constantes y

V1=1mol—pv—RT

Para n moles=nRT



SU ESTUDIO INCLUYE

LEYES EMPIRICAS TEORIA CINETICA

GAY-LUSACC

GRAHAM

ESTABLECE

ESTABLECE

VARIACION DE

PRESENTACION

CON

TEMPERATIRA

MANTENIMIENTO

V CONSTANTE

SUS ECUACIONES SON

P1/P2=T1/T2 P=KT

PARA

DIFUNCION

ESTABLECE

Va/Vb=vMB /vMA

POSTULADOS

PARA EXPLICAR

COMPORTAMIENTO

DE LOS

GASES

PARA

GASES REALES

SE MODIFICAN

ALGUNOS

POSTULADOS

SE OBTIENE

ECUACION DE VAN DER WALLS

SE APLICA A

GASES IDEALES



1. ¿Cómo explica q los gases ejerzan presión sobre las paredes del recipiente

q los contiene?

Los gases ejercen presión sobre cualquier superficie con la que entren en contacto, yaque las moléculas gaseosas se hallan en constante movimiento. Al estar en movimientocontinuo, las moléculas de un gas golpean frecuentemente las paredes internas delrecipiente que los contiene. Al hacerlo, inmediatamente rebotan sin pérdida de energíacinética, pero el cambio de dirección (aceleración) aplica una fuerza a las paredes delrecipiente. Esta fuerza, dividida por la superficie total sobre la que actúa, es la presióndel gas.

Definición de presión: La presión se define como una fuerza aplicada por unidad deárea, es decir, una fuerza dividida por el área sobre la que se distribuye la fuerza.



2. ¿Qué factores determina la mayor o menos presión de un gas?

La temperatura, el volumen, y la cantidad de gas. Según la ley de gases ideales [1] la

relación es PV=nRT.

Donde:

P=Presión

V=Volumen

n=Cantidad de moles

R=Constante universal de los gases ideales

T=Temperatura absoluta (Kelvin)

3. ¿Cierta cantidad de gas por ejemplo oxigeno puede ocupar diferentes volúmenes

dentro de un recipiente ¿q valores depende?

No, porque siempre ocupará el volumen del recipiente que lo contiene. Si varía la

temperatura, variará la presión y si varia la presión variará la temperatura, pero

siempre permanecerá el mismo volumen.

4. ¿Exprese los siguientes valores de presión en atmosferas: a) 400 mm hg b) 380

torr c) 1.3 pascales?

1 atm = 760 mm = 760 torr

1 torr = 1 mmHg

1 atm = 101325 Pascales



a. 400 mmHg

400

b. 380Torr

c. 1,3 pascales

5. ¿Halle la densidad de un gas, si 6.8 gramos ocupan 5.6 litros?

D=1,21 g/L

1L 1000 ml

5,6 X

X = 5600 ml

5600 ml 5,6 L



6. La presión de un neumático es de 1.7 atm. Expresa dicha presión en pascales y

en mm Hg?

1.7 atm = 172210 Pa = 1292 mmHg.

7. ¿Determine el número de moles que corresponda a 45 gramos de cada una

delas siguientes sustancias?

El numero de moles lo podemos encontrar haciendo la siguiente operación n=m/pm

n=numero de moles

m=masa

Pm= peso molecular que se encuentra en la tabla periodica

el primero es el n2 que creo que es el nitrógeno N2 entonces Pm=14 (2)=28 masa= 45

gramos

n=45/28 = 1.60 moles ese es su numero de moles

b)para el CO Pm=16 + 12 = 28 masa= 45 gramos

n=45/28 = 1.6 moles

c) para el H2 Pm= 1(2)=2 masa=45 gramos

n=45/2 = 22.5 moles

d)para el C3H3 Pm= 12(3) + 1(3) =39

n=45/39 =1.1538 moles



1. Cierta cantidad de C 2 H 2 ocupa 4.8 litros a una presión de 85 torr determine el

volumen de dicho gas a la presión de 1 atm

P1V1=P2V2

por lo tanto solo ponemos los datos:

v= 4,8 L , P= 85 torr , V2= ? , V1= 1 atm

(85 Torr) (4.8L) = (1atm)(x)

para esto debemos convertir los torr a atm..... así

1 atm--------------------------- 760torr

x-----------------------------------85 torr

x= 0.111 atm

ahora pasamos a la ecuación y despejamos a V2 así:

V2 = P1V1 / P2 = (0.111atm)(4.8L) / (1 atm) = 0.532 L

Respuesta: 0.532 L

2. ¿Cinco litros de freón CCl2F2 un gas utilizado en refrigeración ejerce una

presion de 190 mm Hg en un recipiente?

a) ¿El volumen del gas aumentara o disminuirá?Disminuye

b) ¿Cuál es el nuevo volumen del gas?

Se debe utilizar la ecuación general de los gases:

Como no indicas un cambio en la temperatura, podemos asumir que es un

proceso Isotérmico, y puede anularse en la ecuación.

Quedando ahora

P1 V1 = P2 V22.- Lo que quieres conocer es V2, y si lo despejas, quedaría como:

. . . P1 V1

V2=----------

. . . . P1



V = 5 L

P1= 190mmHg

P2= 230 mmHgV2 = ¿?

3.- Sustituye y resuelve

. . . . 190mmHg x 5Lt

V2= ------------------------ = 4.13Lt. Este es el nuevo volumen del gas

. . . . .230mmHg

A. El volumen de gas disminuyo

B. 4,13 L

3. Calcule la cantidad que faltan en cada uno de los siguientes conjuntos de

datos de presión y volumen. Considérese que la temperatura y la cantidad de

gas se mantienen constantes.

V1 P1 V2 P2

25 L 800 mm Hg 22.8 L 77,19 mm Hg

6,15 L 1.8 atm 12.3 L o.9 atm

780 Ml 1.1 P.a. 536,2 L 1.6 atm25.3 L 9649 torr 21.7 L 112,5 torr

125 L 3.8 atm 163,7 L 2.9 atm

1. Si cierta cantidad de dióxido de azufre a 25ºC ocupa un volumen de 18.5L, ¿cual

será el volumen a 30ºC?

La ecuación esV1/T1 = V2/T2entonces

T=25 0C, V1 = 18.5 L, V2 = ? , T2 = 300CV2 = V1T2/T1 = 18.5K x 303 K/ 298K = 18.81 L.



2. Si 31.8L de amoniaco se mantienen a 20ºC y una presión de 1 atm cual será el

nuevo volumen si la temperatura aumenta a 40ºC y la presión se mantienen en 1

atm

La ecuación v1 / t1 = v2 / t2

Despejamos v2

V1 = 31,8 L , T1 = 200C , P = 1 atm , v2 = ? , T2 = 400C

V1 * t2 / t1 =V2 31.8L * 40ºC / 20ºC = V2 V2 = 63.6 L

el nuevo volumen es 63.6 L

V1 P1 V2 P2

39.5 L 240C 45.6 L 27,700C500mL 40,50C O,12 L 100C

O,5 L -100C 75,4 L 30,50C22,4 L 0.00C 32,8 L 400 K

44,8 L 600C 22,4 L 300C

1. Una muestra de un gas de 25ºC y 800mmHg ocupa un volumen de 3.450 ml

¿Cuál es la temperatura para que la presión cambie a 1.5 atm y el volumen a

4L?

Condiciones Iniciales Condiciones Finales

Presión Temperatura Volumen Presión Temperatura Volumen

580 torr 250C 45.6 L 322,52 torr 150C 49.2 L

2.5 Pa 250 K 125 mL 3.4 Pa 612000 K 225 L

2.6 atm 20oC 854 mL 1,800 Torr 00C 273 K 9.9 mL

760 mmHg 280C 33,6 L 0,4 Atm 50C 15.0 L

4,5 Atm 28,430C 1,245 Ml 1,500 Torr 300C 3,O L



Despejamos la fórmula general de los gases:

P1V1/T1= P2V2/T2 Despejamos la temperatura 2 y sustituimos los datos

T2=P2V2T1/P1V1

T2 = (1,5 atm)(4L)(25°C) / (1,05atm)(0.00345L)

T2 = 150 / 3,62

T2 = 41,43 °C

2. Cuál es la presión final de 5L de O2 a 560mmHg y 25°C si su volumen se

expande a 7.5L y la T se eleva a 40°C?

P V / T = C T E.

De modo que:

p1 V1 / T1 = p2 V2 / T2

Siendo

p1 = 560mmHg

V1 = 5L

V2 = 7.5L

T1 = 25 0C

T2 = 40 0C



Entonces:

p2 = p1 V1 T2 /(V2 T1)

p2 = 560 mmHg * 5L * 400C / (7.5L * 250C)

p2 = 112 / 187,5p2 = 0,5973 mmHg

3. ¿El volumen de cierta cantidad de O2 a 150C y 560 torr es de 6.5 L?

¿Cual es su volumen en CN?

V1 = 6,5 lts

P1 = 560 torr/ 760 = 0,73 atm

T1 = 15°C + 273 = 288°K

V2= X

P2 = 1atm

T1 = 273°K

V1 x P1 x T2 = V2 x P2 x T1

V2 = V1 x P1 x T2 / P2 x T1

V2 = 0,73 atm x 6,5 L x 273 K / 1 atm x 288°K

V2 = 1295,38 / 288

V2 = 4,49 L

4. ¿ A cuántas atmósferas deben someterse 10 L de H2 que están a 15º C y 0.5

atmósferas para que el volumen disminuya a la mitad, si la temperatura es ahora

de 30º C?

Primero usaremos la fórmula del gas ideal

P*V= n*R*T

P = Presión.V = Volumen.

n = Moles de gas.

R = 0.082

T = Temperatura en Kelvin.



Luego buscaremos los moles de Hidrógeno que tenemos

n= (P*V)/R*T

n= (0.5*10)/0.082*288n= 0.21 moles

Ahora buscaremos las atmósferas necesarias para la condición que estás

pidiendo

P= (n*R*T)/V

P= (0.21*0.082*308)/5 lts

P= 1.042 atmLa presión necesaria es de 1.042 atm

Relación, presión, temperatura.

1. Una muestra de gas neón se encuentra a 800 torr 250C. ¿Cuál es la nueva

presión si la temperatura aumento hasta 450C? Considere el volumen

constante.

P1 = 800 torr. T1 = 250C

P2 =?

T2 = 450C

P2 = P1.T2 / T1

P2 = 800 Torr x 450C / 250C

P2 = 1440 Torr



2. Cierta cantidad de O2 se encuentra confinada en un recipiente

herméticamente cerrado a una presión de 1.5 atmósferas y 25ºC ¿cual es la

nueva presión de dicho gas cuando el termómetro marca 0ºC?

Aplicando la Ley de Gay-Lussac

P1T1=P2T2

P1=1,5 atm

T1=25ºC +273,=298K hay que pasar los grados Celsius o centigrados a

grados Kelvin sumando 273

P2=?

T2= 0ºC + 273=273 K

despejando P2 en la formula de Gay-Lussac

P2=P1T1/T2=1,5 atm x 298K / 273 K =1,64 atm

3. Cuál es la presión final (p2) de un determinado gas, si se enfrían 1500 mL

(V1), desde 25ºC(T1) hasta -50ºC (T2), si la presión inicial era de 1.5 atm (p1)

P2 = ?

V1 = 1500 mL = 1,5 L

T1 = 25

0

CT2 = 500C

P1 = 1,5 L

entonces:

V, n, R constantes

P/T = constante

de esto:

P1/ T1 = P2/T2.........(P atmosferas y T en Kelvin)P2 = 1.5 atm x 500C+ 273 / 250C+ 273

P2 = 1,62 atm



1. Determine el volumen q ocupan 25 gramos de cada una de los siguientes gases

en CN O2, H2, N2, CH4.

Si consideramos valores normales de presión y temperatura (1 atmósfera y 25 ºC),

sabemos que 1 mol de gas ocupa un volumen de 22,4 litros, entonces, 25 gramos de

los siguientes gases ocupa, según la siguiente fórmula:

(25 / Peso Molecular del gas) x 22.4

CN: 21.53 litros

O2 : 22,4 L x 25 g O2 / 32 gO2 = O2: 17.5 L

H2: 22,4 L x 25gr H2 / 2 gr H2 = H2 : 280 L

N2: 22,4 L x 25gr N2 / 28gr N2 = N2 : 20 L

CH4: 22,4 L x 25grCH4 / 16 gr CH4 = CH4: 35 L

2. ¿A cuantos gramos en CN equivalen 28,6 L de cada uno de los siguientes

gases. CH4, CO2, SO3, H2S

Gr? ----- 28,6 L. CN

CH4 = 22, 4----- 16 gr CH4 ------------ X= 28,6 L x 16gr CH4 / 22,4 L = 20,42 grCH4

28,6 L -------- X

CO2 = 22,4 L ------- 44gr CO2 ------ X = 28,6 L x 44gr CO2 / 22,4 L = 56,17 gr CO2

28,6 L -------- X C = 12 O = 16 x 2 = 32 mas 12 = 44gr

SO3 = 22,4 L x 80grSO3 ------------ X = 28,6 L x 80grSO3 / 22,4 L = 102,14 grSO3

28,6 L -------- X

H2S = H : 1x2= 2 S= 32x1= 32 H2S = 34gr



H2S = 22,4 L x 34grH2S ---------- X = 28,6 L x 34grH2S / 22,4 L = 43,41 H2S

28,6 L--------- X

3. Cierta cantidad de CO ocupa 25 L a 20º C y 560 torr. Determinar.

1. Su volumen en condiciones normales

2. La cantidad en gramos de CO

3. El número de moles del gas

4. El número de moléculas del compuesto

1. V1 = 25L V2= ?

P1 = 560 Torr P2= 760 Torr (Presión Normal)

T1 = 20ºC = 293K T2 = 273K

P1 x V1 / T1 = P2 x V2 / T2

despejando V2, obtengo V2 = T2 x P1 x V1 / T1 x P2

V2 = 273 x 560 x 25 / 293 x 760 = 17,1L

2 y 3. PV = nRT, despejando n (moles):

n= PV/RT

R es una constante y vale 0.082 L atm/mol K o en este caso como estas trabajando la

presión en Torr vale 62,36 L Torr/mol K

n = 560 x 25 / 62.36 x 293 = 0,76 mol

n = m/Mm

Mm CO = PA C + PA O = 12+16 = 28

m = 0.77 x 28 = 21,56g

4. 1 mol son 6.02 E23 moléculas (6.02 x 10 a la 23)

entonces hacés la regla de 3 18271,48

1 mol..... 6.02 E23

0.77...... x

x = 0.77 x 6.02 E23 = 4.63E23.



4. Si 62 gramos de un gas ocupa un volumen de 90 lts a 15ºC y 700 mmHg

-¿Cuántos moles hay en dicho volumen?

-¿Cual es la peso molecular del gas?

Para este problema, tenemos la temperatura, volumen, presión y masa del gas, la

fórmula que relaciona estos datos es la fórmula general de los gases:

m=62g

V=90L

T=15°C=288.15°K

P=700mmHg=0.921atm

n=?=número de moles

MM=?=masa molecular

R=0.08314 atmL/mol°K

PV=nRT

Despejamos en la ecuación para encontrar los moles, para mayor comodidad, pasamos

los mmHg a atmósferas y los°C a °K.

n=PV / RT

n=0.912atm (90L) / 0.08314atmL/mol°K(288.15°K)

n=3.46mol

Con la masa y los números de moles podemos encontrar la masa molecular del gas,

con ayuda de la siguiente ecuación:

n=m/MM

MM=m/n=62g/3.46mol = 17.92g/mol



1. Se van a llenar tres cilindros de 50L con hidrogeno H2 acetileno C2H2 y helio He

respectivamente calcule cuantos gramos de gas se requieren para llenar dichos

cilindros si la presión a de ser de 10 Atm y la temperatura de 23 grados

centígrados.

Los tres cilindros tendrán el mismo nº de moles de cada gas, pero diferente masa

porque su composición es distinta.

g = 50 gr, T : 200C + 273, V : 50 L, P : ?,

M = 26 gr/ mol

C2H2 = C: 12x2 = 24 H: 1x2= 2 C2H2 = 26 gr / mol

P= 50gr x 0,082 L atm x 243 L /mol/L/mol

50L x 26 gr/mol

P = 1201,3 / 1300 = 0,92 atm C2H2

P= 50 gr x 0,082 L. atm/k mol x 293 k = 1201,3 / 2200= 0,54 atm CO2

50 L x 44 gr /mol = 2200

P= 50gr x 0,082 L.atm / k.mol x 293 k =1201,3 / 1700 = 0,70 atm H2S

50 L x 34 gr /mol

P= 0,70 atm H2S

2. Determine por separado la presión que ejerce 50 gramos de cada una de las

siguientes sustancias gaseosas a 20 grados c en cilindros de acero de 50L

acetileno C2H2 dióxido de carbono CO2 acido sulfúrico H2SPrimero se calcula los moles de cada compuesto:

peso molecular del acetileno: 26 g/mol n = masa / p. mol.

Peso mol. CO2: 44 g/mol



peso mol. H2S: 34 g/mol

acetileno: 1,92 moles

CO2: 1,14 molesH2S: 1,47 moles

estado de los gases ideales:

PV=nRT

Donde:

P=nRT/V

Remplazando los datos: P= 1,92 x 0,082 x 293,15 / 50P= 0,92 atmosferas

3. ¿Qué volumen a 25 grados centigrados y 600 mmHg ocupan 45 gramos de

monóxido de carbono CO?

V = ? T = 250C + 273 = 298 °K

P= 600mmhg/760=0,78 atm

G = 45grs

m=28 gr/mol

v= gRt/p.m

v= 45gms x 0,082 L.atm/°k.mol x 298°k

v= 0,78 atm x 28 gr/mol

V= 1099,6 / 21.84 = 50,34 L

1. Si 0,60º grs de un gas ocupan un volumen de 82 ML a 6.0 atm de presion y a

una temperatura de 27°C ¿Cuál es el peso molecular del compuesto?

g = 0,60° grs v = 82 m L = 0.082 L p = 6 atm

T = 27 °C + 273 ° = 300 °K



M = ?

p.v.m = Grt m= g RT/p.v

m = 0,60 grs x 0,082 L.atm/k.mol x 300°K = 14,76/0,492 = 30grs/mol

6 atm x 0,082 L

M = 30 grs/mol

2. gramo de un compuesto ocupa 0,82 L a 1 atmosfera de 30°C. halle el peso

molecular del compuesto.

G = L.g.r pvm = grt

V = 0,82 lts P = 1 atm t = 30 °C + 273 °k = 303 °k

M =?

M= grt/pv

M = 1 g x 0,082 L.atma/°k.mol x 303 °k M = 30,3 grs/mol

1 atm x 0,82 L

M = 30,3 grs/ mol

3. La desidad de cierta sustancia en estado gaseoso es de 1,26 grs/ L a 50°C y

749mmHg. ¿calcule el peso molecular de dicho gas?

Pm = dRt m = dRt/p

D= 1,26 grs/L t = 50°C +273 °K = 323°K

P = 749 mmHg / 760 = 0, 98 atm

M = 1,6 grs/L x 0,082 L,atm/°K.mol x 323°K / 0,98 atm



M = 34,05 grs/mol

Calcule la densidad del oxigeno, O2 a 500°C y 2.3 atm

Pm= dRt T= pm/ Rt D = ? T = 500°C + 273 °K = 773°K

P = 2.3 atm

O2 m = 16 x 2 = 32grs / mol

D= 2,3 atm x 32grs/mol / 0,082 L. atm/°K.mol x 737 °K

D = 73,6 / 63,38 = 1,16 grs/L

4. Halle el peso molecular de cierta sustancia gaseosa a 700mmHg y 120 °C si su

densidad es de 3,40 g/L

Pm=dRt m= dRt/p d = pm/rt

P = 700 mmHg / 760 = 0,92 atm T= 120 °C + 273 °K = 393°K

D= 3,4°C/L M = ?

M= 340 grs/ L x 0,082 L.atm/°k.mol x 393°k / 0,92 atm

M = 109,56 / 0,92 = 119,9 grs/ mol

1. Calcule la presión cuando se mezcla 550 Ml h2 con 560 de mL de n2 que

estaban en CN y se trasladan a un recipiente de 1,500 mL a 0°c

Pv= nRt p=nrt/v

P H2 = 1 mol x 0,082 L.atm/°k.mol x 273 °k / 0,055L = 40,70 atm H2

P N2 = 1 mol x 0,082 L.atm/°k.mol x 273 °k / 0, 560 L = 39,97 atm N2



El sobrante del recipiente es de 1,500 mL ----------- 1,100 = 400 Ml

P aire = 1 mol x 0,82 L.atm/°k,mol x 273°k / 0,400 = 55,96 atm aire

40,70 atm de H2 + 39,97 atm N2 + 55,96 atm aire = 136,63 atm

2. Un recipiente de 40.0 m L a 35 °C y 600 mmHg contiene CO2 . Si se le agregan

50.0 m L de O2 que estaban a 25 °C y 500mmHg ¿Cuál es ahora la presion en

el recipiente que contiene los dos gases?

V = 40. M L T = 35°C + 273 °K = 308 °K P = 600 mmHg

V = 50 m L O2 T = 25 °C + 273 °K = 298 °K P= 500 mmHg

Con tiene co2

La presión que contiene el nuevo recipiente será

P = 600 mmHg + 500 mmHg = 1100 mmHg

3. Un tanque contiene 3 moles de O2, 4 moles de H2 y 5 moles de N2. La presión

total total en el tanque es de 12.o atmosferas. Halle la presión de cada gas

P parcial = tracion molar x p total

Presión total = 12 atm f molar O2 = 3 moles O2 / 12 moles

Total = 0,25 x 12 atm = 3 atm O2

F molar de H2 = 4 moles H2 / 12 moles total

0,33 X 12 atm = 49 atm H2

F molar de N2 = 5 moles N2 / 12 moles total

0,41 x 12 atm de N2 = 5 atm N2



1. ¿se obtienen 5 gramos de O2 y se recogen sobre el agua a 25°C y 750 mm Hg.

Calcule el volumen del oxigeno?

No necesitamos formula alguna. Razonemos: Sabes que 32g O2 sometido a las

condiciones normales (700mmHg y 273ºK), ocupan 22,4 litros O2. Como estas

elevando la temperatura ( 25ºC = 25+273= 298ºK), el volumen AUMENTA en un

factor (298 /273) y como disminuyes la presión hasta 750mmHg, entonces también

el volumen AUMENTARA en un factor:(760 / 750), después de esto ya es sencillo

concebir que e El ELvolumen 22,4 litros sufre la siguiente modificación:22.4 litros

O2(298 / 273)(760 /750)= 24,78 litros. Rpta

2. ¿Se recoge agua a 20 C y a 760 mm Hg cierta cantidad de gas metano CH,

halle la presion de gas seco?

20 C pasa a ser 20º C (grados centígrados o Celsius)

CH no existe Valencia C es 4 y la de H 1 intercambiando --> CH4 Este si es el

metano.

se aplica la fórmula P * V/T = P' * V'/T'

dónde

P = 760 mm

V = no es necesario ni conocido

T = 20ºC --> 20+273 ºK = 293 ºK

P' la presión gas seco a calcular -->

V' = no es necesario ni conocido

T' = 0 ºK --> 273º C



Por tanto P' = (P * V/T) * V'/T' = 760 * 293/273 = 815,677656 mm

La presión aumenta de 760 mm a 816 mm Hay compresión y por tanto elvolúmen disminuirá

3. Se obtuvo oxigeno mediante descomposición de clorato de potasio con dióxido

de magnesio y calor de acuerdo con la siguiente reacción:

2KClO3 + MnO2 .......... 2KCl + 3O2

El oxigeno obtenido se recogió por desplazamiento de agua. La presión en el

laboratorio era de 560torr temperatura del agua de 20ºC. si se recogieron 1.5

Litros de O2, halle la presión del O2 libre de vapor de agua y el numero de moles

de dicho gas.

La presión del vapor de agua a 20ºC = 17'5 mm de Hg

Al recoger el oxígeno sobre agua, la presión de 560 mm de Hg será la suma de

la presión debida al oxígeno y la debida al vapor de agua.

P de O2 = 560 - 17'5 = 542'5 mm de Hg = 542'5 torr

Aplicando la ecuación de los gases P x V = n x R x T

P = 542'5 mmHg x 1 at/ 760 mm Hg =0'7138 at

V = 1'5 L de O2

R = 0'082 at x L / K x mol



T = 273 + 20 = 293 K

0'7138 x 1'5 = n x 0'082 x 293

n = 0'7138 x 1'5 / 0'082 x 293 = 0'04456 moles de O2

1. Se colocan por separado dos masas iguales de CH4 y CO2 en sus respectivos

recipientes a la misma temperatura?

Si el volumen de los dos recipientes es igual

precise lo siguiente:

a. ¿en cual de los recipientes hay mayor numero de moléculas?

b. compare cuantitativamente las dos presiones

c. comente acerca de la velocidad molecular promedio de los gases

mg de CH4 x 1 mol CH4/16 g CH4 = m/16 moles CH4

m/16 moles CH4 x 6'022.10^23 moléculas / mol =

6'022 x 10^23 m/16 moléculas CH4

Para el CO2 siguiendo los mismos pasos serían

6'022 x 10^23 m/44 moléculas de CO2

Habrá mayor nº de moléculas en el recipiente que contiene CH4

P1 x V =m/16 x R x T



P2 x V = m/44 x R x T

P1/P2 = 44/16 =2'75

P1 = 2'75 x P2

La presión en el recipiente del metano es 2'75 veces mayor que la del

recipiente con CO2

Según la teoría cinética, la temperatura es una manifestación del

movimiento de las partículas, como en los dos recipientes hay la misma

temperatura, se deduce que la velocidad promedio es igual para los dos

gases.



INTERNET: Este trabajo fue resuelto a través de la consulta en varios foros y páginas

WEB de química donde se encontraron sus posibles respuestas.

Ejercicios de Leyes y Gases Unidad 5

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